Formali apkrovos formulė, kaip ją apskaičiuoti ir pavyzdžiai



The oficialus mokestis (CF) yra tai, kuri priskiriama molekulės arba jono atomai, kuri leidžia paaiškinti jo struktūras ir chemines savybes kaip jos funkciją. Ši sąvoka reiškia, kad reikia atsižvelgti į maksimalų kovalentiškumo požymį sąsajoje A-B; tai yra, elektronų pora yra vienodai paskirstyta tarp A ir B.

Norėdami suprasti pirmiau esantį vaizdą žemesniame vaizde, du atomai yra susieti: vienas pažymėtas raide A, o kitas - raidė B. Kaip matoma, apskritimų perėmime suformuojama nuoroda su pora ":". Šioje heteronuklidinėje molekulėje, jei A ir B turi tuos pačius elektronegatyvumus, pora „:“ išlieka vienoda A ir B atžvilgiu.

Tačiau, kadangi du skirtingi atomai negali turėti vienodų savybių, pora „:“ yra pritraukta į tą, kuri yra labiau elektroninė. Tokiu atveju, jei A yra daugiau elektroninis, nei B, pora „:“ yra arčiau A nei B. Buvęs atsitinka, kai B yra labiau elektroninis nei A, artėja dabar “:„ a B.

Tada, norint priskirti oficialius mokesčius tiek A, tiek B, būtina apsvarstyti pirmąjį atvejį (vieną virš paveikslėlio). Jei buvo pažeista grynai kovalentinė jungtis A-B, atsiras homolizinis suskirstymas, generuojantys laisvuosius radikalus A · ir · B.

Indeksas

  • 1 Oficialių krovinių naudojimo kokybinė nauda
  • 2 Formulė ir kaip ją apskaičiuoti
    • 2.1 Skaičiavimo variantai pagal struktūrą
  • 3 Oficialių mokesčių skaičiavimo pavyzdžiai
    • 3.1 BF4- (tetrafluoroborato jonas)
    • 3.2 BeH2 (berilio hidridas)
    • 3.3 CO (anglies monoksidas)
    • 3,4 NH4 + (amonio jonas), NH3 ir NH2- (amido jonas)
  • 4 Nuorodos

Kokybinės naudos iš oficialių krovinių įdarbinimo

Elektronai nėra fiksuoti, kaip ir ankstesniame pavyzdyje, bet jie keliauja ir praranda molekulės ar jono atomus. Jei tai yra diatominė molekulė, yra žinoma, kad pora „:“ turi būti dalijama arba klajoti tarp abiejų atomų; tas pats atsitinka A-B-C tipo molekulėje, tačiau sudėtingiau.

Tačiau, tiriant atomą ir darant prielaidą, kad jos obligacijose yra šimtas procentų kovalentiškumo, lengviau nustatyti, ar jis įgyja ar praranda elektroną junginyje. Norėdami nustatyti šį pelną ar nuostolį, turite palyginti savo pradinę ar laisvą būseną su savo elektronine aplinka.

Tokiu būdu galima priskirti teigiamą krūvį (+), jei atomas praranda elektroną, arba neigiamą krūvį (-), kai, priešingai, jis gauna elektroną (ženklai turi būti parašyti apskritimo viduje).

Taigi, nors elektronai negali būti tiksliai išdėstyti, šios formalios įkrovos (+) ir (-) struktūrose daugeliu atvejų atitinka tikėtinas chemines savybes..

Tai reiškia, kad formalus atomo įkrovimas yra glaudžiai susijęs su jos aplinkos molekuline geometrija ir jos reaktyvumu junginyje.

Formulė ir kaip ją apskaičiuoti

Ar formalūs mokesčiai priskiriami savavališkai? Atsakymas yra ne. Tam reikia apskaičiuoti elektronų prieaugį ar praradimą, darant prielaidą, kad yra visiškai kovalentinės obligacijos, ir tai pasiekiama naudojant šią formulę:

CF = (atomo grupės numeris) - (formuojamų nuorodų skaičius) - (nesuteiktų elektronų skaičius)

Jei atomo CF yra +1, jam priskiriamas teigiamas įkrovimas (+); kadangi, jei turite CF, kurio vertė -1, tuomet priskiriamas neigiamas mokestis (-).

Siekiant teisingai apskaičiuoti CF, reikia sekti šiuos veiksmus:

- Suraskite, kurioje grupėje atomas yra periodinėje lentelėje.

- Apskaičiuokite su kaimynais formuojamų nuorodų skaičių: dvigubos nuorodos (=) yra vertingos du, o trigubos nuorodos - trys (≡).

- Galiausiai, suskaičiuokite neskaidytų elektronų skaičių, kurį galima lengvai stebėti Lewis struktūromis.

Skaičiavimo variantai pagal struktūrą

Atsižvelgiant į linijinę A-B-C-D molekulę, formalūs įkrovimai kiekvienam atomui gali skirtis, jei, pavyzdžiui, struktūra yra parašyta kaip: B-C-A-D, C-A-B-D, A-C-D-B ir tt Taip yra todėl, kad yra atomų, kurie, dalindamiesi daugiau elektronų (formuodami daugiau obligacijų), įgyja teigiamą arba neigiamą CF.

Taigi, kuri iš trijų galimų molekulinių struktūrų atitinka junginį ABCD? Atsakymas yra toks, kuris paprastai turi mažiausias CF vertes; taip pat tas, kuris priskiria neigiamus krūvius (-) labiausiai elektronegatyviems atomams.

Jei C ir D yra labiau elektroniniai nei A ir B, tada dalindamiesi daugiau elektronų, jie gauna teigiamų formalių įkainių (matyti iš mnemoninės taisyklės).

Taigi stabiliausia struktūra, o labiausiai energijai palanki, yra C-A-B-D, nes šiuo atveju ir C, ir B sudaro tik vieną nuorodą. Kita vertus, struktūra A-B-C-D ir tie, kurių C arba B sudaro dvi jungtis (-C- arba -D-), yra labiau nestabilūs.

Kurios iš visų struktūrų yra nestabiliausios? A-C-D-B, nes ne tik C ir D sudaro dvi sąsajas, bet ir jų neigiami formalūs įkrovimai (-) yra vienas šalia kito, dar labiau destabilizuoja struktūrą.

Oficialių mokesčių skaičiavimo pavyzdžiai

BF4- (tetrafluoroborato jonas)

Boro atomą supa keturi fluoro atomai. Atsižvelgiant į tai, kad B priklauso IIIA grupei (13), trūksta bendrų elektronų ir sudaro keturis kovalentinius ryšius, jo CF yra (3-4-0 = -1). Priešingai nei F grupės elementas VIIA (17), jo CF yra (7-6-1 = 0).

Norint nustatyti jonų ar molekulių įkrovą, pakanka pridėti atskirų atomų, kurie jį sudaro, CF: (1 (-1) + 4 (0) = -1).

Tačiau B B neturi realios reikšmės; tai yra, didžiausias elektroninis tankis šiuo klausimu nėra. Tiesą sakant, šis elektroninis tankis yra paskirstytas keturiems F atomams, žymiai daugiau elektronegatyviam elementui nei B.

BeH2 (Berilio hidridas)

Berilio atomas priklauso IIA grupės (2) grupei, sudaro dvi jungtis ir vėl neturi bendrų elektronų. Taigi Be ir H CF yra:

CFBūk= 2-2-0 = 0

CFH= 1-1-0 = 0

Įkelkite BeH2= 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (anglies monoksidas)

Jo Lewis struktūra gali būti pavaizduota kaip: C≡O: (nors ir turi kitas rezonansines struktūras). Kartojant CF skaičiavimą, šį kartą C (iš PVM grupės) ir O (iš VIA grupės), mes turime:

CFC= 4-3-2 = -1

CFO= 6-3-2 = +1

Tai pavyzdys, kai formalūs mokesčiai neatitinka elementų pobūdžio. O yra labiau elektroninis nei C ir todėl neturėtų būti teigiamas.

Kitos struktūros (C = O ir. \ T (+)C-O(-)), nors jie atitinka nuoseklų mokesčių paskirstymą, jie neatitinka okteto taisyklės (C turi mažiau nei aštuonis valentų elektronus).

NH4+ (jonų amonio), NH3 ir NH2- (amido jonas)

nors daugiau elektronų yra N, teigiamas yra jo CF (iki amonio jono, nes jis neturi energijos, kad galėtų sudaryti penkias obligacijas).

Taikant ir N amonio jonų, amoniako ir amiduro jonų skaičiavimus, mes turime:

CF = 5-4-0 = +1 (NH4+)

CF = 5-3-2 = 0 (NH3)

Ir pagaliau:

CF = 5-2-4 = -1 (NH2-)

Tai yra NH2- N turi keturis elektronus, kurie nėra bendrinami, ir dalijasi visais, kai jis sudaro NH4+. CF H yra lygus 0, todėl jų skaičiavimas išsaugomas.

Nuorodos

  1. Jamesas. (2018). Pagrindiniai įgūdžiai: kaip apskaičiuoti oficialų mokestį. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d., Iš: masterorganicchemistry.com
  2. Dr Ian Hunt. Kalgario universiteto Chemijos katedra. Oficialūs mokesčiai. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d., Iš: chem.ucalgary.ca
  3. Oficialūs mokesčiai. [PDF] Gauta 2018 m. Gegužės 23 d., Iš: chem.ucla.edu
  4. Jeff D. Cronk. Oficialus mokestis. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d., Iš: guweb2.gonzaga.edu
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemija (8-asis red.). „CENGAGE Learning“, p. 268-270.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija (Ketvirtasis leidimas., Puslapis 38). Mc Graw kalnas.
  7. Monica Gonzalez (2010 m. Rugpjūčio 10 d.). Oficialus pakrovimas. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d., Iš: quimica.laguia2000.com